Энергетика, химия групп, галогеналканы и спирты

Колба может нагреваться, в то время как реагирующие вещества теряют энергию. Прозрачный раствор может образовать белый осадок без изменения степеней окисления. Этот раздел связывает наблюдения с моделями: переносом энергии, взаимодействиями, переносом электронов, столкновениями и путями реакций. Начните с определения модели, которая объясняет наблюдаемые факты.

Предварительные требования: раздел 1 молярные отношения, электронная конфигурация, полярность связи, структурные формулы и стрелки электронной пары. Охват тем Pearson Topics 6–10. Основные практические работы 2–8 изучаются там, где они поддерживают данные темы; справочник не заменяет опыт проведения работ под руководством преподавателя. Соблюдайте оценку рисков школы. Приготовление галогенов, концентрированных кислот и органических соединений требует надзора в аккредитованной лаборатории.

Изменение энтальпии, $\Delta H$, — это изменение теплоты при постоянном давлении. Стандартные условия означают давление 100 кПа и указанную температуру, обычно 298 К. Символы агрегатного состояния имеют значение: образование жидкой воды выделяет другое количество энергии, чем образование водяного пара. Экзотермическая реакция имеет $\Delta H<0$; эндотермическая реакция имеет $\Delta H>0$. На диаграмме уровней энтальпии реагенты и продукты располагаются на горизонтальных уровнях. Стрелка идёт от реагентов к продуктам; её вертикальное смещение даёт $\Delta H$.

Эти определения относятся к разным реакциям, каждая из которых протекает в стандартных условиях с веществами в их стандартных состояниях:

Например, $\frac12\mathrm{Cl_2(g)\rightarrow Cl(g)}$ — это уравнение атомизации, тогда как $\mathrm{Cl_2(g)\rightarrow2Cl(g)}$ описывает вдвое большее количество. Стандартная энтальпия образования элемента в его стандартном состоянии по конвенции равна нулю, а не потому, что элемент не обладает энергией.

Полное решение задачи калориметрии

Mix 50.0 cm³ of 1.00 mol dm⁻³ HCl with 50.0 cm³ of 1.00 mol dm⁻³ NaOH. Both start at the same temperature; the corrected rise is 6.8 °C. Assume density 1.00 g cm⁻³, specific heat capacity 4.18 J g⁻¹ °C⁻¹ and negligible cup heat capacity.

Раствор получает энергию, следовательно, реакция её выделяет. Используйте общую нагретую массу, но ограничивающее количество реагирующего вещества. При неравном количестве кислоты и щелочи рассчитайте оба компонента перед определением количества воды. В эксперименте по горению нагретая вода не соответствует количеству топлива: последнее определяется по потере массы горелки и молярной массе топлива.

Используйте крышку, изоляцию и перемешивание, измеряйте температуры до смешивания и через равные интервалы после. Экстраполируйте линию охлаждения после реакции ко времени смешивания, если метод требует поправки на охлаждение. Потери тепла в окружающую среду или поглощение теплом стакана делают результат экзотермической реакции менее отрицательным. Неполное сгорание и испарение топлива также снижают отрицательность результата. Повторения уменьшают случайные ошибки, но не устраняют систематические эффекты. Большой прирост температуры снижает относительную погрешность термометра, но должен оставаться безопасным.

Циклы Гесса и энтальпии связей

Закон Гесса гласит, что изменение энтальпии зависит только от начального и конечного состояний, а не от пути. Если изменить направление уравнения, измените знак энтальпии. Умножьте коэффициенты: умножайте энтальпию. Складывайте уравнения и сокращайте виды (включая агрегатные состояния), прежде чем суммировать энтальпии.

Для $\mathrm{C(s)+\frac12O_2(g)\rightarrow CO(g)}$ используйте $\mathrm{C+O_2\rightarrow CO_2}$, $\Delta H=-394$ кДж моль⁻¹, а также обратную реакцию для $\mathrm{CO+\frac12O_2\rightarrow CO_2}$, прямая которой имеет значение $\Delta H=-283$ кДж моль⁻¹. Целевое значение — это сумма, поэтому $\Delta H=-394-(-283)=-111$ кДж моль⁻¹. Цикл с использованием данных об образовании даёт $\sum\Delta H_f(\text{products})-\sum\Delta H_f(\text{reactants})$, включая коэффициенты. Цикл горения представляет собой сумму горения реагентов минус сумма горения продуктов.

Основная практическая работа 2 сравнивает пути растворения/реакции к одному и тому же конечному раствору. Совместите количества и конечные состояния, учтите каждое измеренное изменение температуры и проверьте, объясняет ли экспериментальная ошибка расхождение. Цикл с несоответствующими конечными концентрациями не является точно таким же термодинамическим путём.

Средняя энтальпия связи — это средняя энергия, необходимая для разрыва одного моля определённой ковалентной связи в газообразных молекулах. Разрыв связи требует энергии; образование связи выделяет её.

Для $\mathrm{H_2(g)+Cl_2(g)\rightarrow2HCl(g)}$ примите H–H = 436, Cl–Cl = 243 и H–Cl = 431 кДж моль⁻¹. Тогда $\Delta H\approx436+243-2(431)=-183$ кДж моль⁻¹. И наоборот: если $\Delta H=-184$ кДж моль⁻¹, то $E(\mathrm{H-Cl})=[436+243-(-184)]/2=431.5$ кДж моль⁻¹. Средние значения усредняют различные молекулярные окружения и предполагают связи в газовой фазе, поэтому оценка может отличаться от измеренной энтальпии реакции. Слабая связь может разрываться легче, но скорость реакции также зависит от всего пути активации; $\Delta H$ само по себе не предсказывает скорость.

Все атомы и молекулы обладают силами Лондона, вызванными мгновенными диполями, индуцирующими диполи в соседних частицах. Больше электронов и более поляризуемое электронное облако обычно усиливают эти силы. Постоянные диполь-дипольные взаимодействия также возникают между полярными молекулами. Водородная связь — это притяжение между атомом H, связанным с N, O или F, и неподелённой парой электронов на N, O или F другой молекулы. Ковалентная связь O–H внутри этанола сама по себе не является водородной связью.

Вода, аммиак и фтороводород образуют водородные связи. Этанол также имеет донор O–H и неподелённые пары на кислороде. У эфира есть неподелённые пары на кислороде, он может принимать водородные связи от воды, но не может образовывать водородные связи с другим молекулой эфира через донор O–H. Используйте реальную структуру, а не просто наличие кислорода в формуле.

Объясняйте кипение притяжением между молекулами, а не разрывом всех ковалентных связей. Более длинные цепи алканов обычно содержат больше электронов и stronger London forces, поэтому температуры кипения повышаются. Для изомерных алканов ветвление делает молекулы более компактными и уменьшает эффективный контакт, поэтому температура кипения обычно снижается. Алкоголь имеет более высокую температуру кипения, чем алкан схожего размера, поскольку дополнительные водородные связи требуют больше энергии для преодоления. От HCl к HBr и HI увеличение электронного облака усиливает силы Лондона; HF необычно высок из-за водородных связей.

У воды необычно высокие температуры плавления и кипения относительно её молекулярного размера. Лёд содержит открытую водородную структуру. При плавлении часть этой структуры разрушается, приближая молекулы ближе; жидкая вода плотнее льда около точки плавления. Неверно объяснять плавание льда тем, что его молекулы становятся больше.

Растворимость зависит от баланса между разрываемыми и образуемыми взаимодействиями. Вода гидратирует ионы: частично отрицательный кислород обращён к катионам, а частично положительные водороды — к анионам. Малые спирты хорошо смешиваются с водой благодаря водородным связям O–H; растущая неполярная углеродная цепь снижает это преимущество. Многие галогеноалканы имеют полярные связи C–X, но плохо растворяются в воде: они не могут эффективно заменить водородную сетку воды. Неводный растворитель со схожими межмолекулярными взаимодействиями может быть более подходящим. «Полярное растворяет полярное» — полезное отправное сравнение, но не универсальный закон.

Число окисления — это учётная величина, записываемая со знаком; сумма чисел окисления атомов в частице равна её заряду. У элементов число окисления равно нулю. Для элементов группы 1 обычно +1, для группы 2 — +2. Кислород обычно имеет −2, но −1 в пероксидах; водород обычно +1, но −1 в гидридах металлов. Используйте правило суммы, когда известное правило имеет исключения. Например, в $\mathrm{Cr_2O_7^{2-}}$, $2x+7(-2)=-2$, поэтому хром имеет степень окисления +6. Оксид железа(III) — $\mathrm{Fe_2O_3}$, так как два +3 и три −2 в сумме дают ноль.

Окисление — это потеря электронов и повышение числа окисления. Восстановление — это присоединение электронов и понижение числа окисления. Окислитель присоединяет электроны и восстанавливается; восстановитель теряет электроны и окисляется. Чтобы объединить полууравнения, умножьте их до тех пор, пока количество отданных электронов не совпадёт с количеством принятых, затем сократите электроны. Например, $\mathrm{Mg\rightarrow Mg^{2+}+2e^-}$ и $\mathrm{Cl_2+2e^-\rightarrow2Cl^-}$ дают $\mathrm{Mg+Cl_2\rightarrow Mg^{2+}+2Cl^-}$. Проверьте баланс как по атомам, так и по заряду.

Down Groups 1 and 2, increasing radius and shielding reduce attraction to the outer electron despite increasing nuclear charge. First ionisation energy decreases and reaction by electron loss becomes easier. Group 1 metals Li to K and Group 2 metals Mg to Ba therefore become more reactive down their groups.

Растворимость гидроксидов группы 2 увеличивается вниз по группе; растворимость сульфатов уменьшается. Поэтому BaSO₄ — полезный нерастворимый осадок, тогда как Ba(OH)₂ более растворим, чем Mg(OH)₂. Различайте растворимость и силу: растворённый гидроксид группы 2 обеспечивает гидроксид-ионы, но малое количество растворённого вещества ограничивает концентрацию.

Малые катионы с высокой плотностью заряда сильно поляризуют крупные анионы. Поэтому карбонаты и нитраты лития и более мелких катионов группы 2 менее термически устойчивы. Устойчивость увеличивается вниз по каждой группе по мере роста размера катиона. Большинство карбонатов группы 1 устойчивы к обычному лабораторному нагреванию; Li₂CO₃ разлагается на Li₂O + CO₂. Карбонаты группы 2 дают MO + CO₂. Нитраты группы 1 (кроме лития) образуют нитрит + кислород, $2\mathrm{MNO_3}\rightarrow2\mathrm{MNO_2}+\mathrm{O_2}$. Нитраты лития и группы 2 дают оксид, бурый NO₂ и кислород; например, $2\mathrm{Mg(NO_3)_2}\rightarrow2\mathrm{MgO}+4\mathrm{NO_2}+\mathrm{O_2}$. Сравнивайте равные количества при контролируемом нагревании; не путайте скорость выделения газа с непосредственно измеренной температурой разложения. NO₂ токсичен и кислотен; используйте approved вентиляцию. CO₂ мутит известковую воду; кислород заставляет тлеющую спичку вспыхнуть.

Для контролируемого теплового сравнения используйте сопоставимые измеренные молярные количества, размер частиц и оборудование с одинаковой скоростью нагрева. Записывайте температуру образца в один и тот же согласованный момент начала или степени разложения. Время пузырьков также зависит от нагрева и сбора газа, поэтому оно не измеряет термическую устойчивость напрямую. Фиксируйте оборудование и предел обнаружения; разложение может происходить не при одной универсальной резкой температуре.

Цвета пламени возникают при переходе возбуждённых электронов на более низкие энергетические уровни с излучением фотонов характерных энергий. Li — малиновый, Na — жёлтый, K — лиловый, Ca — кирпично-красный, Sr — малиново-красный, Ba — яблочно-зелёный; Mg не имеет характерного цвета пламенной пробы. Промойте проволочку соляной кислотой и нагревайте до исчезновения цвета согласно утверждённому методу. Используйте отдельные образцы и сохраняйте постоянство зоны пламени и метода загрузки; избегайте загрязнения натрием. Белый горящий магний не является диагностическим цветом пламени иона магния.

Используйте отдельные аликвоты, чтобы реагент одного теста не загрязнил следующий.

AgCl — белый, растворяется в разбавленном аммиаке. AgBr — кремовый, нерастворим в разбавленном аммиаке, но растворяется в концентрированном. AgI — желтый, нерастворим ни в разбавленном, ни в концентрированном аммиаке. Эти реакции идентифицируют галогенид-ионы уже в растворе; ковалентно связанный галоген в галогеноalkanе требует предварительного гидролиза.

Стандартный раствор имеет точно известную концентрацию. Для основного практического занятия 4: точно взвесить подходящий твердый кислотный реагент, растворить его в деионизированной воде, количественно перенести в мерный цилиндр (колбу), промыть сосуд/воронку в колбу, довести объем до метки на уровне глаз и перемешать многократным переворачиванием. Выбрать концентрацию, используя массу, молярную массу и объем колбы. Не доводить до метки до полного растворения твердого вещества и достижения комнатной температуры.

Для основных практических занятий 3 и 4: ополоснуть бюретку титрантом, пипетку — раствором, который она будет переносить; коническую колбу ополоснуть деионизированной водой. Убрать заправочную воронку, убедиться, что носик бюретки заполнен, считать мениск на уровне глаз и записать разность конечных и начальных показаний. Перемешивать и добавлять капли у точки эквивалентности над белой плиткой. Использовать грубое значение объема для определения точки эквивалентности, затем получить совпадающие точные значения объема. Не усреднять грубое значение с точными. Метиловый оранжевый — желтый в щелочи, красный в кислоте; фенолфталеин — розовый в щелочи, бесцветный в кислоте. Выбирать индикатор, чья смена цвета попадает в область резкого скачка pH.

Соотношение количества до учета концентрации

25.00 см³ 0.0500 моль дм⁻³ Na₂CO₃ требует 24.60 см³ HCl. Уравнение реакции: $\mathrm{Na_2CO_3+2HCl\rightarrow2NaCl+CO_2+H_2O}$.

Массовая концентрация составляет $cM$ в г дм⁻³. Если каждое показание бюретки имеет погрешность ±0.05 см³, максимальная погрешность объёма титрования составляет ±0.10 см³; здесь это $100(0.10/24.60)=0.41\%$. Сложите соответствующие относительные погрешности для произведения/частного как оценку максимальной погрешности. Больший подходящий объём титрования снижает относительную погрешность считывания. Повторение точки конца не исправляет ошибку в приготовлении стандартного раствора.

Хлор — бледно-зеленый газ, бром — красно-коричневая жидкость, йод — серо-черное твердое вещество при комнатной температуре; пары йода фиолетовые. В ряду Cl₂ → Br₂ → I₂ увеличение размера электронного облака усиливает силы Лондона, повышая температуру плавления и кипения. Электроотрицательность снижается из-за увеличения радиуса и экранирования, ослабляющих притяжение к общей электронной паре. Окислительная способность также снижается: притяжение к принимающему электрону становится слабее. Различайте определение связи через общую пару электронов и захват электрона в реакциях окисления-восстановления; аргумент о захвате электрона отличается от потери электронов Группой 1.

Хлор вытесняет бромиды и йодиды; бром вытесняет йодиды; йод не вытесняет ни то, ни другое. Например, $\mathrm{Cl_2+2Br^-\rightarrow2Cl^-+Br_2}$. Бромид теряет электроны и является восстановителем. В воде хлор бледно-зеленый, бром оранжево-коричневый, йод коричневый; в указанном инертном неполярном органическом растворителе хлор бледно-желто-зеленый, бром оранжевый, йод фиолетовый. Указывайте растворитель, когда используете цвет как доказательство. Предсказать, что фтор — более сильный окислитель, а астат — более слабый, исходя из тренда; не придумывать безопасный школьный тест для них.

При диспропорционировании один и тот же элемент в одном веществе одновременно окисляется и восстанавливается. Хлор с водой дает $\mathrm{Cl_2+H_2O\rightleftharpoons HCl+HClO}$: Cl переходит из степени 0 в −1 и +1. Хлорная вода обеззараживает, так как содержащие хлор окислители уничтожают микроорганизмы. С平衡ировать пользу с токсичностью и вредными побочными продуктами, вместо того чтобы утверждать, что это абсолютно безопасно.

Холодная разбавленная щелочь дает $\mathrm{Cl_2+2OH^-\rightarrow Cl^-+ClO^-+H_2O}$, основу гипохлоритного отбеливателя. Горячая концентрированная щелочь дает $3\mathrm{Cl_2}+6\mathrm{OH^-}\rightarrow5\mathrm{Cl^-}+\mathrm{ClO_3^-}+3\mathrm{H_2O}$; хлор переходит в степень −1 и +5. Аналогичные уравнения для брома и йода следуют тому же учету атомов/зарядов при указанных условиях.

С концентрированной H₂SO₄ твердые соли хлоридов вступают в кислотно-основную реакцию, выделяя HCl; хлорид не является достаточно сильным восстановителем, чтобы восстановить кислоту в этих условиях. Бромид сначала дает HBr, который может восстановить серу с +6 до +4 в SO₂ при образовании Br₂: $2\mathrm{HBr}+\mathrm{H_2SO_4}\rightarrow\mathrm{Br_2}+\mathrm{SO_2}+2\mathrm{H_2O}$. Йодид — более сильный восстановитель и может давать серу и H₂S, а также SO₂, с образованием йода. Пути образования серы включают $2\mathrm{HI}+\mathrm{H_2SO_4}\rightarrow\mathrm{I_2}+\mathrm{SO_2}+2\mathrm{H_2O}$ и $6\mathrm{HI}+\mathrm{H_2SO_4}\rightarrow3\mathrm{I_2}+\mathrm{S}+4\mathrm{H_2O}$. Для H₂S: $8\mathrm{HI}+\mathrm{H_2SO_4}\rightarrow4\mathrm{I_2}+\mathrm{H_2S}+4\mathrm{H_2O}$. Это опасные демонстрации под наблюдением, а не инструкции для самостоятельного получения газов. Галогеноводороды растворяются в воде, образуя кислоты, и реагируют с аммиаком, образуя аммониевые галогениды: $\mathrm{HX+NH_3\rightarrow NH_4X}$.

Реакция требует столкновений с достаточной энергией для преодоления энергии активации и подходящей ориентации. Большая концентрация, давление газа или площадь поверхности твердого вещества увеличивают частоту столкновений. Более высокая температура увеличивает частоту столкновений и, что важнее, долю частиц с энергией не менее $E_a$.

На распределении Максвелла–Больцмана увеличение температуры делает пик ниже и сдвигает его в сторону более высокой энергии; площадь остается прежней для одного и того же числа молекул. Область высоких энергий beyond $E_a$ увеличивается. Катализатор обеспечивает другой путь с меньшей энергией активации. При той же температуре он не меняет распределение, но смещает энергетический порог влево, позволяя большему числу столкновений реагировать. Профиль катализируемой реакции может иметь два пика, разделенных промежуточным состоянием; ни уровни реагентов/продуктов, ни $\Delta H$ не изменяются.

Для фиксированного видимого конечного продукта $1/t$ является мерой сравнительной скорости в с⁻¹, при условии, что каждый опыт достигает одинаковой степени протекания реакции. Это не обязательно скорость в моль дм⁻³ с⁻¹. На графике зависимости объёма газа от времени средняя скорость равна $\Delta V/\Delta t$; мгновенная скорость — это тангенциальный наклон касательной. Если касательная проходит через точки (10 с, 12 см³) и (50 с, 36 см³), её наклон составляет $(36-12)/(50-10)=0.60$ см³ с⁻¹. Используйте точки на касательной, а не две близкие точки кривой. Более быстрая реакция не обязательно приводит к большему количеству конечного продукта, если лимитирующее количество исходных веществ не изменилось.

Динамическое равновесие требует закрытой системы. Прямая и обратная реакции протекают с одинаковыми скоростями; концентрации остаются постоянными, но не обязаны быть равными. Увеличение концентрации реагента смещает равновесие в сторону его расходования. Увеличение давления благоприятствует стороне с меньшим числом молей газов; если коэффициенты газов равны, состав смеси не меняется. Повышение температуры благоприятствует эндотермическому направлению. Катализатор ускоряет обе реакции и позволяет достичь того же равновесия раньше.

Для синтеза $\mathrm{N_2(g)+3H_2(g)\rightleftharpoons2NH_3(g)}$ при экзотермической прямой реакции высокое давление и низкая температура способствуют выходу аммиака. Низкая температура замедляет реакцию; очень высокое давление повышает энергозатраты, стоимость оборудования и риски безопасности. Промышленные условия балансируют скорость, выход, разделение/рециклинг и затраты. Катализатор обеспечивает приемлемую скорость при более низкой температуре; он сам по себе не увеличивает равновесный выход. Более селективные катализаторы также могут повысить атомную экономию за счёт снижения нежелательных побочных путей, но это иное утверждение, нежели смещение равновесия.

Нуклеофил жертвует электронную пару для образования ковалентной связи. Полярная связь C–X имеет частично положительный углерод. Кривая стрелка начинается от неподелённой пары или связи, а не от положительного заряда. Гетеролитический разрыв отдаёт обе электроны связи одному атому, образуя ионы. Механизм показывает движение электронов, а не только суммарное уравнение.

Классифицируйте галогеноалкан по числу углеродных групп, присоединённых к углероду, несущему атом X: один первичный, два вторичных, три третичных. Это не номер положения в названии. 1-бромобутан является первичным; 2-бромобутан является вторичным; 2-бромо-2-метилпропан является третичным.

Для первичного бромоэтана и OH⁻ нарисуйте одну стрелку от неподелённой пары электронов кислорода к углероду, связанному с Br, и другую стрелку от связи C–Br к Br. Продукты — этанол и Br⁻. Для аммиака та же атака электронной пары приводит к образованию CH₃CH₂NH₃⁺ и Br⁻; второй молекула аммиака отнимает H⁺, образуя CH₃CH₂NH₂ и NH₄⁺. Включите этот этап переноса протона и заряды. Детальная кинетика S_N1/S_N2 — материал Раздела 4.

Полные схемы замещения первичных соединений

В следующем оригинальном примере используется 1-бромпропан, поэтому на протяжении всего примера учитывайте три атома углерода. Механизм с гидроксидом дает пропан-1-ол; путь с аммиаком после переноса протона приводит к пропан-1-амину. На рисунках показаны только донорские неподеленные электронные пары. На первой стадии взаимодействия с аммиаком образуется азот с положительным зарядом и четырьмя связями; на второй стадии восстанавливаются три связи и неподеленная пара. Бромид-ион остается в растворе, а второй молекула аммиака превращается в аммоний.

В основном практическом занятии 5 сравните равные концентрации/объемы галогеналканов с одинаковой смесью нитрата серебра и этанола при контролируемой температуре. Зафиксируйте время образования сопоставимого осадка. Йодоалканы гидролизуются быстрее бромоалканов, которые, в свою очередь, быстрее хлороалканов, поскольку связь C–I слабее, чем C–Br и C–Cl. Связь C–F является самой прочной и труднее всего разрывается. Не используйте полярность связи C–X как единственный критерий для предсказания этого порядка. В указанном сравнительном гидролизе в водно-этанольной среде третичные галогеналканы обычно реагируют быстрее вторичных, которые, в свою очередь, быстрее первичных. Условия растворителя, концентрации и обнаружения должны быть идентичны; появление осадка является косвенной мерой скорости реакции.

Основное практическое занятие 6 преобразует 2-метилпропан-2-ол в 2-хлоро-2-метилпропан с использованием концентрированной HCl. Объясните замещение OH на Cl, разделение органического и водного слоев, удаление кислых примесей, сушку и очистку. Делительная воронка должна иметь отдушину согласно утвержденному методу; определяйте слои по плотности или явным признакам, а не по предположению, что все органические жидкости легче воды. Возле легковоспламеняющихся органических веществ нельзя использовать открытый огонь.

Классифицируйте спирты по углероду, связанному с группой OH, а не по количеству групп OH. Первичный пропан-1-ол окисляется дихроматом калия в разбавленной серной кислоте. Отгоняйте образующийся альдегид для предотвращения дальнейшего окисления: $\mathrm{CH_3CH_2CH_2OH+[O]\rightarrow CH_3CH_2CHO+H_2O}$. Нагревайте под обратным холодильником с избытком окислителя для получения кислоты: $\mathrm{CH_3CH_2CH_2OH+2[O]\rightarrow CH_3CH_2COOH+H_2O}$. Вторичный пропан-2-ол дает пропанон: $\mathrm{CH_3CH(OH)CH_3+[O]\rightarrow CH_3COCH_3+H_2O}$. Третичные спирты не окисляются в данных условиях, так как у углерода при гидроксильной группе нет атома водорода. Оранжевый дихромат зеленеет при восстановлении.

Альдегиды дают кирпично-красный осадок с теплым раствором Фейлинга или Бенедикта; обычные кетоны не реагируют. Карбоновые кислоты реагируют с карбонатом/гидрокарбонатом, выделяя CO₂. Эти тесты различают продукты основного практического занятия 7; они не позволяют идентифицировать неизвестное вещество только по изменению цвета дихромата.

Горение спиртов при достаточном доступе кислорода даёт CO₂ и H₂O. PCl₅ превращает спирт в хлоралкан, выделяя пары POCl₃ и HCl: $\mathrm{ROH+PCl_5\rightarrow RCl+POCl_3+HCl}$. Пары подтверждают наличие группы OH, но не являются уникальным доказательством наличия спирта. KBr с концентрированной серной кислотой 50% обеспечивает HBr для получения бромалкана; красный фосфор и йод обеспечивают реагент для получения иодоалкана. Нагревание с концентрированной фосфорной кислотой удаляет воду для получения алкена. Различайте дегидратацию, окисление и замещение; указывайте условия на стрелке.

Обратный холодильник нагревает смесь, возвращая пар через конденсатор; дистилляция собирает пары после конденсации и разделяет их по летучести. Вода поступает в конденсатор снизу и выходит сверху. Растворительная экстракция распределяет продукт между несмешивающимися слоями. Используйте подходящий безводный осушитель для удаления остаточной воды, затем декантируйте или отфильтруйте его перед окончательной дистилляцией. Узкий диапазон кипения рядом со справочным значением указывает на чистоту, но не является окончательной идентификацией; давление и положение термометра влияют на результат.

The molecular-ion peak in a mass spectrum gives molecular mass for a singly charged ion. It need not be the largest peak. Fragment ions help suggest structures: loss of CH₃ corresponds to 15 mass units, but a single fragment rarely proves one isomer. Distinguish isotope peaks from fragments. In an IR spectrum, compare absorption positions with the provided data: C=O, O–H, N–H, C=C, C–H and C–X can identify possible functional groups. Alcohol O–H is broad; acid O–H is very broad and appears with C=O. Both aldehydes and ketones have C=O, so combine IR with formula, mass spectrum and chemical tests. An absent strong expected absorption can rule out a proposal, subject to spectrum quality. Core practical 8 combines ion tests and organic tests using clean separate aliquots and a recorded chain of evidence.

Попробуйте решить до ознакомления с подсказками. Эти оригинальные проверки не являются официальными вопросами прошлых экзаменационных работ.

1. Раствор нагревается, но студент получает положительное значение молярной энтальпии. Объясните ошибку знака и назовите две дополнительные величины, необходимые помимо изменения температуры.
2. Два изомерных алкана имеют одинаковое количество электронов. Объясните, почему их температуры кипения могут отличаться, не прибегая к водородным связям.
3. Неизвестная соль дает белый осадок с BaCl₂ после закисления и выделяет газ, окрашивающий красный лакмус в синий при нагревании с NaOH. Определите оба иона и напишите два ионных уравнения.
4. Повышение температуры увеличивает скорость реакции, но снижает равновесный выход продукта. Что это говорит об энтальпии прямой реакции и почему катализатор не решает проблему снижения выхода напрямую?
5. Первичный бромид дает трехуглеродный нитрил. Определите исходный бромид, реагент/условия реакции и продукт последующего замещения с использованием водного KOH на исходном бромиде.
6. Неизвестное соединение C₃H₆O имеет поглощение C=O и восстанавливает раствор Фейлинга. Укажите его структуру и объясните, почему один из отвергнутых изомеров не подходит.

Руководство: (1) Энергия, полученная раствором, теряется реакцией; необходимы масса/удельная теплоёмкость нагретого вещества и лимитирующее количество реагирующего вещества. (2) Разветвление влияет на площадь контакта и силы Лондона. (3) Сульфат и аммоний; Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄, NH₄⁺ + OH⁻ → NH₃ + H₂O. (4) Прямая реакция экзотермична; катализатор меняет скорости, но не состав равновесия при постоянной температуре. (5) Бромэтан; спиртовой KCN с нагреванием даёт CH₃CH₂CN; водный KOH даёт этанол. (6) Пропаналь, CH₃CH₂CHO; пропанон имеет ту же формулу и карбонильную группу, но не восстанавливает раствор Фейлинга при указанном тесте.